高中化學(xué)水的電離電離平衡

1、高中化學(xué)水溶液中的離子平衡【本節(jié)學(xué)習(xí)目標(biāo)】(1) 了解電解質(zhì)的概念(2) 根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的電離與電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性，理解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解的概念，并能正確書寫電離方程式(3) 理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡(4) 了解水的電離及離子積常數(shù)(5) 認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OHT)、pH三者之間的關(guān)系，并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算(6) 了解酸堿中和滴定的原理(7) 了解溶液pH的調(diào)控在生活、生產(chǎn)和科學(xué)研究中重要作用(8) 理解鹽類水解的原理，掌握影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用(9) 在理解離子反應(yīng)本質(zhì)的基礎(chǔ)上，能從離子角度分析電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)(8)了解難溶電解質(zhì)的溶解

2、平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)學(xué)習(xí)重點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用學(xué)習(xí)難點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解平衡【知識(shí)要點(diǎn)梳理】一、電解質(zhì)的電離平衡(一).電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)概念在水溶液中瞄1融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。在水溶液煩融狀態(tài)下都丕導(dǎo)電的化合物。微觀結(jié)構(gòu)大多數(shù)離子化合物強(qiáng)極性鍵構(gòu)成的共價(jià)化合物極性鍵或非極性鍵構(gòu)成的共價(jià)化合物實(shí)例酸、堿、鹽、H2O等大多數(shù)有機(jī)物、SO、CO等(二).強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念一定條件下能夠全部電離的電解質(zhì)一定條件下只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全電離，不存在電離平衡部分電離

3、，存在電離平衡電離方程式HSQ=2H+SO2-NaHC&Nd+HCOCHCOO_-CHCOOHNH-H2O-NH+OHNaHSONs+H+SO2Ca(HCO)2=Cs2+2HC0l3PO-H+HaPQH2POfH+HPO2HPO2H+PO3溶液中溶質(zhì)微粒只有水合離子水合離子，弱電解質(zhì)分子實(shí)例強(qiáng)酸：HCl、HNRSQHBr、HI、HClQ等強(qiáng)堿：KOHNaOHBa(OH)2Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽(BaSO4、AgCl、CaCQ號(hào)身酸：HF、HCl。H2S、HSO、HNQ、H3PO、HaCO、H2SiO3、HCOOHGBOOH弱堿：NH-H2OFe（OH）3等小溶性堿說(shuō)明：BaSO、Ag

4、Cl、CaCO是強(qiáng)電解質(zhì)，它們的水溶液中離子濃度非常小，導(dǎo)電能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全電離的；Fe（OH）3的溶解度也很小，F(xiàn)e（OH）3屬于弱電解質(zhì)；HCl、CH3COOH勺溶解度都很大，HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而CHCOOHW于弱電解質(zhì)；所以電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性沒(méi)有必然聯(lián)系。（三）、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動(dòng)1. 電離平衡的概念：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)2. 電離平衡的特征：弱電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡中的一種，具有以下一些特征:“逆”一一弱電解質(zhì)的電離是可逆的“動(dòng)”一一電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡

5、"等”v（離子化）=v（分子化）豐0“定”一一在電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中分子和離子的濃度保持不變?！白儭币灰浑婋x平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，當(dāng)外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)3. 影響電離平衡的因素：（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)（2）外因：溫度、濃度等（符合勒夏特列原理）思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改變后各參數(shù)的變化情況：CH3COOHCH3COO+H+（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）移動(dòng)方向電離程度c(CH3COOH)c(H+)c(OH-)導(dǎo)電性KwHCl逆減小增大增大減小增強(qiáng)不變NaOH正增大減小減小增大增強(qiáng)不變H2O正增大減小減小增大減弱不變CHCOONa逆減小增大減小增大增強(qiáng)不變冰

6、醋酸正減小增大增大減小增強(qiáng)不變加熱正增大減小增大增強(qiáng)增大分析：稀釋冰醋酸過(guò)程中各量nha、c(H+)、導(dǎo)電性的變化曲線:耳電性電嗇程度.暮于敷目再如：在0.1mol-mol-1的氨水溶液中，存在如下電離平衡：NH+H2(NH+OH(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))。在此平衡體系中，若按下列情況變動(dòng),升溫通氨氣加水加NaOH固)加NHCl(固)通CO平衡移動(dòng)方向n(OK)c(OH-)fTIC(NH3-H2O)T£TI導(dǎo)電能力TIT力。4.電離常數(shù)請(qǐng)將變化情況填入表中增大用“f”，減小用向左用“”，向右用“(1) 概念：電離平衡的平衡常數(shù)(2) 表示方法:CH3COOH-.CHCOO+H+c(H)e(

7、CHCOO)_cH.COOH)KaNH+OH弱酸電離常數(shù)(25C)H2C2O4K15.4X10-2-5K25.4X10CH3COOH-5K=1.75X10-7Ki=4.4X10HfeCO”_-11K2=4.7X10酸性：HzGQ>CHCOOHH2CO(3) 說(shuō)明： K越大，該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。 K只與溫度有關(guān)，不隨濃度改變而改變。 多元弱酸(堿)分步電離，酸(堿)性的強(qiáng)弱主要由第一步電離決定。如HPO的電離：HP。.H+H2PO-3K1=7.1X10-8HPQH+HPO4Ka=6.3x10hpO-H+PO43-K3=4.2X10-13注

8、：*>>K2>>K3(四).判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法(1) 不完全電離： 0.1mol/L的醋酸pH>1 與同濃度的鹽酸對(duì)比導(dǎo)電性 與同濃度的鹽酸對(duì)比溶液的pH 與同濃度的鹽酸對(duì)比與鋅粉反應(yīng)的速率(2) 電離平衡： 將溶液沖稀1000倍后pH的變化 與同pH的鹽酸等倍沖稀后比較pH變化 同pH的鹽酸和醋酸與足量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積或速率(3) 水解平衡： 測(cè)得0.1mol/L的醋酸鈉溶液的pH>7(4) 化學(xué)反應(yīng)(利用較強(qiáng)酸制備較弱酸判斷酸性強(qiáng)弱) 將CO通入苯酚鈉溶液出現(xiàn)混濁：酸性：H2CO>C6H5OH二、水的電離和溶液的pH(一) .水的電離與水

9、的離子積在純水或水溶液中一一+_._HaOH+OHH>0或：2H2O.H3C+OAH>0+_-_-7+_-_-14_25Cc(H)=c(OH)=1X10mol/Lc(H)-c(OH)=1X10=Kwc+_-6+_-12100Cc(H)=c(OH)=1X10mol/Lc(H)-c(OH)=1X10=Kw說(shuō)明：升高溫度Kw將增大,(1) Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大。因水的電離是吸熱過(guò)程,100C時(shí)，c(H+)=c(OH-)=1X10-6mol/L,Kw=c(H+)-c(OH-)=1x10-12。(2) Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(二) .溶液中酸堿性的判斷

10、1、通過(guò)濃度和pH判斷判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法，例如：方法一25C100C中性溶液c(H+)=c(OH-)pH=7pH=6酸性溶液c(H+)>c(OH-)pH：7pH：6堿性溶液c(H+)vc(OH-)pH>7pH>62、酸堿鹽溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水CHCOO淄液NH局。溶液CHCOON溶液NHCl溶液pH212122c(H)溶液10-210-1210-1210-2c(OH)溶液10-1210-210-210-12c(H+)水10-1210-1210-2c(OH-)水10-1210-1210-2Kw10-1410-1410-

11、1410-143、判斷下列溶液等體積混合后的酸堿性NaOH(0.1mol/L)NHH2O(0.1mol/L)NaOH(pH=13)NHH2O(pH=13)HCl(0.1mol/L)中酸中堿CH3COOH(0.1mol/L)堿中堿堿HCl(pH=1)中酸中堿CHCOOH(pH=1)酸酸酸中(三) .溶液中pH值的測(cè)定方法測(cè)定溶液的pH值一般有三種方法:利用酸堿指示劑，酸堿指示劑只能測(cè)出大概pH值范圍不能測(cè)出具體的pH值;石蕊試液紅色5紫色8藍(lán)色酚猷試液無(wú)色8.2粉紅10紅色甲基橙紅色3.1橙色4.4黃色 利用pH試紙，pH試紙測(cè)定的為溶液中c(H+)濃度，使用時(shí)不能潤(rùn)濕。正確的操作方法為：用干燥

12、潔凈玻璃棒蘸取試液滴在試紙上，迅速和標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比； 用pH計(jì)。(四) 關(guān)于簡(jiǎn)單pH值的計(jì)算1、酸、堿溶液稀釋后的pH值2、酸或堿溶液的pH值計(jì)算3、酸、堿混合后的PH值計(jì)算 兩種強(qiáng)酸混合。核心問(wèn)題是混合溶液中c(H+) 兩種強(qiáng)堿溶液混合 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸強(qiáng)堿與強(qiáng)堿強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互混和。三、鹽類水解1. 鹽類的水解原理：(1) 定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OHfe成弱電解質(zhì)的過(guò)程。(2) 實(shí)質(zhì)：促進(jìn)水的電離平衡的過(guò)程。(3) 規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。特點(diǎn)： 水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度一般很小。 水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)?；谝陨咸攸c(diǎn)，鹽在水解時(shí)

13、不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時(shí)不畫“廣、“r,用可逆號(hào)“”連接。 多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。2. 水解平衡移動(dòng)：以NHCl溶液水解為例，分析改變條件對(duì)水解平衡的影響:NH+H2Or-NHH2O+H+c(NH4)c(NH3H2O)c(H+)_c(OH)pH水解程度平衡移動(dòng)方向加熱T加水通入氨氣加入少量NHCl固體T通入氯化氫fI加入少量11NaOHU體3、水解的應(yīng)用：(1) 判斷鹽溶液的酸堿性及判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)強(qiáng)弱。(2) 比較溶液中離子濃度的大小(一看反應(yīng)、二分主次、三抓守恒)。(3) 判斷溶液中離子能否大量共存。(4) 配制某些鹽溶液：配制CuSO

14、溶液：加少量稀4SQ抑制Cu2+水解；配制FeCl3溶液：加少量稀HCl抑制Fe3+水解；配制FeSO溶液：加少量稀HSQ抑制Fe2+解、同時(shí)加少量Fe屑防止Fe2+被氧化。(5) 判斷溶液灼燒后產(chǎn)物FeCl3fF&QFe2(SO4)3-AFe2(SO4)3AlCl3fAl2QNaAlO2>NaAlO2KAl(SO4)2KAl(SO4)2N&CON&CONaHCO>NaCON&SON&SONaSQN&SO(6) 溶液中某些離子的除雜，需考慮鹽的水解：MgCb(雜質(zhì)：FeCl3)加MgOMg(OH)或MgCOCuCl2(雜質(zhì)：FeCl3

15、)加CuOCu(OH)2或CuCO(7) 泡沫滅火劑的反應(yīng)原理。(8) 明磯、氯化鐵的凈水。(9) 純堿(Na2CO)溶液去油污。Cu(10)制備無(wú)水鹽：由MgC2-6吒。制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱，以防止Mc2+水解生成Mg(OH。四、酸堿中和滴定1. 滴定原理(1) 定義：用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)濃度的實(shí)驗(yàn)方法。(2) 原理：以一元強(qiáng)酸與一元強(qiáng)堿反應(yīng)為例：H+OH-=H2。1mol1molGV1C2V2GV=GMCJ；G=其中G、V2已知，只要測(cè)量出V,即可得未知酸或堿溶液的濃度G。說(shuō)明：完全中和的含義為：nH+=n°+，而不一定是pH=7HCl卜

16、NaOHHSQ卜2NaOHHP。卜3NaOH2. 滴定終點(diǎn)的確定：選擇合適的指示劑指示劑的變色范圍為：石蕊試液紅色5紫色8藍(lán)色酚猷試液無(wú)色8粉紅10紅色甲基橙紅色3.1橙色4.4黃色說(shuō)明： 石蕊試液不宜做中和滴定的指示劑。 指示劑變色的pH值范圍盡可能與生成鹽的水解得到溶液的pH值吻合3. 使用儀器（1）酸式滴定管（不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸等）（2）堿式滴定管（不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液等）加嵯申印南逑幫地的國(guó)霸說(shuō)明： 滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點(diǎn)后兩位，而量筒和托盤天平讀數(shù)保留小數(shù)點(diǎn)后一位 量取液體時(shí)滴定管和量筒的區(qū)別0刻度平視仰視俯視滴定管上5.00偏低（V5.00）偏高（5.

17、00）無(wú)5.0偏高（5.0）偏低（V5.0）滴定管的尖嘴部分充滿液體，但不在計(jì)量范圍內(nèi)；自零點(diǎn)將溶液放空，溶液體積大于量程。 讀數(shù)方法：應(yīng)平視，液體凹面與刻度線相切。(3) 錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾等4. 試劑：標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測(cè)溶液、指示劑(酚猷試液或甲基橙)5. 終點(diǎn)的判斷溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不再變色，多次測(cè)定求各體積的平均值6. 操作：(1)準(zhǔn)備： 檢查滴定管是否漏水； 潤(rùn)洗儀器：滴定管潤(rùn)洗的方法：從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴定管，使液體濕潤(rùn)全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。錐形瓶潤(rùn)洗的方法：只用蒸儲(chǔ)水洗滌，不能用待測(cè)液潤(rùn)洗注意：待測(cè)液一般

18、放在滴定管中，也可以放在錐形瓶中 取標(biāo)準(zhǔn)溶液：使液面在位于“0”刻度以上23cm處，并將滴定管固定在鐵架臺(tái)上。 調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞使滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。 放出反應(yīng)液：根據(jù)需要從滴定管逐滴放出一定量液體。(2) 、滴定(1) 、用堿式滴定管(或移液管)取一定體積(如25.00mL)待測(cè)液于錐形瓶中，滴入23滴指示劑。(2) 、用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，半分鐘內(nèi)不褪色，記下刻度。關(guān)鍵： 準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積； 準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)(指示劑顏色突變)。(3) 、計(jì)

19、算：每個(gè)樣品滴定23次，取平均值求出結(jié)果(詳見課本對(duì)應(yīng)部分)。7. 誤差分析：以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知濃度的NaO而液”為例分析(將待測(cè)液放入錐形瓶中)一匚已知C2=*:G:HCl標(biāo)準(zhǔn)液濃度，V:HCl標(biāo)準(zhǔn)液體積G:NaOH寺測(cè)液濃度，V2:NaOH待測(cè)液體積由于已提前量取一定體積（V2）待測(cè)液于錐形瓶中，G是定值，所以待測(cè)液濃度C2大小取決于標(biāo)準(zhǔn)液體積V1的大小。分析各種因素造成的誤差，將其都?xì)w結(jié)到V1的增大或減少，只要分析Vi的大小即可判斷待測(cè)液濃度C2偏高或偏低。項(xiàng)目操作不當(dāng)具體內(nèi)容誤差1儀器洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗偏局堿式滴定管未用NaO麻液洗偏低錐形瓶用Na

20、OHm夜洗錐形瓶?jī)?nèi)壁上的NaOH§液加水沖入瓶?jī)?nèi)偏局無(wú)影響2氣泡處理盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無(wú)氣泡偏局盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前無(wú)氣泡，滴定后后氣泡偏低3滴定鹽酸滴出瓶外偏局振蕩時(shí)瓶?jī)?nèi)溶液濺出偏低4讀數(shù)（標(biāo)準(zhǔn)液）前仰后平偏低前平后仰偏局前仰后俯偏低前俯后仰偏局5其他滴定終點(diǎn)時(shí)滴定管尖嘴懸一滴溶液偏局指示劑變色立即停止滴定偏低五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1.溶解平衡（1）、概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時(shí)，得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達(dá)到溶解平衡。（2）、特征：（與化學(xué)平衡相同）a、逆：可逆過(guò)程b、等：v（溶解）=v（沉淀）c、定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中各離子濃度保

21、持不變d、動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，v（溶解）=v（沉淀）豐0e、變：當(dāng)外界條件改變時(shí)，沉淀溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，直到達(dá)到新的平衡。例：一定溫度下，將難溶電解質(zhì)AgCl放入水中時(shí)，會(huì)發(fā)生溶解和沉淀兩個(gè)過(guò)程：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl-（aq）初始：v（溶）v（沉）平衡：v（溶）=v（沉）正是這種平衡的存在，決定了Ag+與Cl-的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。（3）溶度積常數(shù)：AmBn(s)=±mA+(aq)+nDm-(aq)Ksp=cm(An+)-cn(Bm-)說(shuō)明：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力a、用溶度積直接比較時(shí)，物質(zhì)的類型(如AB型、A2B型、AB型)必須相同b、對(duì)于同種類型物質(zhì)，Kbp數(shù)值越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)